Орбиталь водорода

Рис. 26. Энергетическая диаграмма уровней атомных и молекулярных орбиталей водорода

Рис. 12-11. Перекрывание 15-орбитали атома водорода с валентными орбиталями атома фтора. Результирующее перекрывание 2р,- или 2р -орбитали фтора с Ь-орбиталью водорода равно нулю, вследствие чего эти две р-орбитали не могут вовлекаться в образование молекулярных орбиталей молекулы НР.

Однако в КНз не все эти электронные пары эквивалентны. Льюисова структура КНз показывает, что в этой молекуле имеются три простые связи N—Н и одна неподеленная электронная пара. Известно, что все три атома водорода в КНз эквивалентны. Простое объяснение химической связи в КНз сводится к тому, что в этой молекуле имеются три локализованные связывающие электронные пары, находящиеся на орбиталях, образованных из 2р-орбиталей азота и 1х-орбиталей водорода (рис. 13-10). Согласно такой модели, неподеленная пара электронов находится на 2х-ор-битали атома азота. [c.559]

Значения температуры кипения и теплоты испарения жидких галогеноводородов, приведенные в табл. 26.3, свидетельствуют о том, что наименьшая тенденция к ассоциации имеет место у хлористого водорода. Энергия связи в ряду НР — Н1 уменьшается, что обусловлено резким возрастанием числа электронов в атомах галогенов в ряду Р — I, а также уменьшением различия в энергии уровней и подуровней по мере увеличения числа электронных слоев. В результате этого уменьшается степень перекрывания орбиталей водорода и галогена и возрастает межатомное расстояние. Моменты диполей галогеноводородов в связи с уменьшением тенденции к разделению зарядов и увеличением межатомных расстояний в той же последовательности существенно уменьшаются. [c.317]

Фотоэлектронный спектр метана [13] имеет две полосы [14] — при 23 и 14 зВ, а не одну полосу, как можно было бы ожидать, исходя из представления об эквивалентности четырех связей С—Н. Причина этого заключается в том, что обычной р -гибридизацией нельзя адекватно объяснить процессы, происходящие в ионизованных молекулах (таких, как ион-радикал СН +, остающийся после выброса электрона из молекулы метана). В этих процессах участвуют иные комбинации атомных орбиталей (разд. 1.3). Полоса при 23 эВ соответствует двум электронам с низкоэнергетического уровня (называемого уровнем й]) можно считать, что он возникает в результате комбинации 2з-орбитали атома углерода с подходящей комбинацией Ь-орбиталей атомов водорода. Полоса при 14 эВ соответствует шести электронам трижды вырожденного уровня (называемого уровнем г), возникающего в результате комбинации трех 2р-орбиталей углерода с другими комбинациями 15-орбиталей водорода. Как уже говорилось, в большинстве физических и химических процессов эти уровни неразличимы, но фотоэлектронная спектроскопия позволяет их различить. [c.26]

Нейтральная двухатомная молекула ОН наблюдается в космическом пространстве. Опишите ее электронное строение в рамках теории молекулярных орбиталей, принимая во внимание только 2р-орбитали кислорода и Ь-орбиталь водорода. На молекулярной орбитали какого типа находится неспаренный электрон в молекуле ОН Распределена ли эта орбиталь по атомам кислорода и водорода или же она локализована только на одном из этих атомов Если локализована, то на каком атоме [c.548]

Рис. 3. Функции радиального распределения в единицах йд для Ь-, 25- и 2р-орбиталей водорода

Пользуясь методом ЛКАО — МО, определите число и форму орбиталей молекулы фторида водорода. Постройте приближенную диаграмму энергетических уровней молекулы и приведите ее электронную конфигурацию. Энергии орбиталей водорода и фтора [c.9]

Какая атомная орбиталь вносит преобладающий вклад в изображенную на рис. 12-12 молекулярную ст-орбиталь-Ь-орбиталь водорода или 2р-орбиталь фтора Какая из этих атомных орбиталей вносит преобладающий вклад в молекулярную ст -орбиталь [c.546]

Рассмотрим образование молекулярных орбиталей в молекуле фтороводорода HF (рис. 33). Поскольку потенциал ионизации фтора (17,4 эВ или 1670 кДж/моль) больше, чем водорода (13,6 эВ или 1310 кДж/моль), то 2р-орбитали фтора имеют меньшую энергию, чем Is-орбиталь водорода. Вследствие большого различия энергий ls-орбиталь атома водорода и 25-орбиталь атома фтора не взаимодействуют. Таким образом, 25-орбиталь фтора становится без изменения энергии молекулярной орбиталью в HF. Такие орбитали называются несвязывающими. Орбитали 2р и 2p фтора также не могут взаимодействовать с ls-орбиталью водорода вследствие различия симметрии относительно оси связи. Они тоже становятся несвязы-аающими молекулярными орбиталями. Связывающая и разрыхляющая молекулярные орбитали образуются из ls-орбитали водорода и 2рд,-орбитали фтора. Атомы водорода и фтора связаны двухэлск-тронной связью с энергией 560 кДж/моль. [c.127]

Согласно Н. Д. Соколову, при образовании водородной связи помимо чисто электростатического эффекта взаимодействия полярных связей А— Н и В—Кз происходит делокализация электронного заряда, т. е. частичный перенос заряда от молекулы донора В—К2 к молекуле акцептора —Н. Для упрощения рассмотрим только мостик А—Н...В. В связи А—Н положительный заряд на самом атоме Н мал. Но в процессе образования Н-связи электронный заряд с атома Н перетекает на атом А, тем самым высвобождая 5-орбиталь водорода для приема от атома В электронного заряда неподеленной [c.137]

Согласно теории молекулярных орбиталей, волновая функция электрона (1) образуется как линейная комбинация 15-орбиталей водорода, точно так же, как и в случае его молекулярного иона [c.158]

Атомы кислорода и азота в состоянии хр -гибридизации должны были бы иметь валентные углы 90°, однако, как уже говорилось в разд. 1.3, в молекулах воды и аммиака, а также и в других соединениях кислорода и азота валентные углы намного больше и скорее ближе по величине к углам тетраэдра, т. е. к 109°28, а не к 90° (табл. 1.5). Эти факты привели к предположению, что в указанных соединениях кислород и азот образуют хр -связи, т. е. вместо перекрывания двух (или трех) р-орбиталей с 15-орбиталью водорода гибридизуются 25-и 2р-орбитали, давая четыре р -орбитали из них только две (или три) используются для связи с водородом, а остальные заняты неподеленной парой электронов. Такое описание [c.37]

Это следует из принципа, что связи образуются только при перекрывании орбиталей одного знака. Поскольку реакция происходит по согласованному механизму, орбиталь водорода в переходном состоянии должна одновременно перекрываться с одной долей в начале миграции и с одной долей в конце миграции. Очевидно, что обе доли должны иметь одинаковый знак. [c.247]

Гибридные орбитали симметрично направлены под углом 109°28, что соответствует тетраэдрической форме. Перекрывание гибридных орбиталей с 15-орбиталями водорода приводит к тетраэдрической молекуле метана (рис. 14). [c.69]

На рис. 31 показано формирование молекулы метана хр -гибридные орбитали направлены к вершинам тетраэдра. При та ком расположении орбитали максимально удалены друг от друга. Чтобы перекрывание каждой из этих орбиталей с я-орбиталью водорода было наиболее эффективно и образовалась наиболее прочная связь, необходимо, чтобы ядро каждого атома водорода располагалось в вершине этого тетраэдра. [c.288]

Построение двух групповых орбиталей симметрии составленных из атомных орбиталей водорода в молекуле бензола. [c.295]

В предыдущей главе ( 7) рассмотрено образование ионной связи при взаимодействии атома лития" с атомом водорода. Важнейшим условием образования этого типа связи послужило большое различие в энергиях перекрывающихся валентных 25-АО и 15-АО и. При образовании вещества такая большая разность энергий АО приводит к тому, что образовавшиеся МО оказываются сгруппированными не в одну, а в две зоны дозволенных энергий, образование которых можно рассматривать как расщепление соответствующих атомных орбиталей. В случае верхнюю, свободную, зону считают образованной 25-АО лития, а нижнюю, заполненную — 15-орбиталями водорода. То же имеет место, например, в хлориде натрия (рис. 7.7) верхняя зона образована свободными валентными 35-АО иона натрия, а нижняя — заполненная — заполненными валентными 35- (на рисунке не показана, так как лежит очень глубоко) и Зр-АО иона хлора-, ширина энергетической щели между зонами — запрещенная зона — равна 7 эВ. [c.138]

Начальные точки всех орбитальных линий отвечают значениям радиусов нормального (для орбитали п = 1) и возбужденных атомов водорода (п = = 2, 3, 4,. ..). Так как радиусы (и энергии) орбиталей водорода не зависят от второго квантового числа, то каждому значению п, т. е. определенному возможному слою внешней сферы атома водорода, отвечает одна точка, из которой исходит пучок орбитальных линий число их в пучке при абсциссах, отвечающих многоэлектронным атомам (т. е. при Z > 1), зависит от количественных значений второго квантового числа орбиталей, составляющих данный слой. Так, например, для и = 3 из пучка выходят три линии, а именно Зя, Зр и М. Радиусы (и энергии) орбиталей с разными вторыми квантовыми числами в случае многоэлектронных атомов зависят от п и вторых квантовых чисел, т. е. I, так как на взаимодействие между электронами влияют их число и состояния. [c.11]

При сближении атомов водорода (1з) и фтора (25 р ) перекрывание их орбиталей схематически показано на рис. 24.12. Из этой схемы видно, что Ь-орбиталь водорода может перекрываться только с 2з и 2р -орбиталями атома фтора. Исходя из этого, составим возможные волновые функции МО [c.315]

В молекуле НР энергии атомной Ь-орбитали водорода и атомной Ь-орбитали фтора настолько различны, что в сущности между ними отсутствует взаимодействие. Слищком низкой энергией обладает также и 25-ор-биталь атома фтора. Только 2р-орбитали фтора достаточно близки по энергии к Ь-орбитали водорода, чтобы эффективное взаимодействие между ними привело к образованию настоящих молекулярных орбиталей. Но из трех 2р-орбиталей фтора две (2р и 2ру) имеют неподходящую симметрию для комбинации с Ь-орбиталью водорода, как это можно видеть из рис. 12-11. Результирующее перекрывание каждой из этих двух р-орбиталей с Ь-орбиталью сводится к нулю, если учесть знаки волновых функций. Молекулярные орбитали в НР поэтому образуются комбинациями 1х-орбитали атома водорода с 2р -орбиталью атома фтора. Эти комбинации дают две молекулярные орбитали с симметрией а-типа, одну связывающую (ст) и другую разрыхляющую (ст ). [c.532]

Две вышеизложенные модели электронного строения КНз предсказывают различные величины валентного угла Н—N—Н, но одинаковую форму молекулы. (Под формой молекулы мы понимаем положения атомов, которые могут быть установлены экспериментально, но не положение неопределенной пары электронов, о котором можно только строить предположения.) Обе модели связи в КНз позволяют утверждать, что эта молекула имеет тригонально-пирамидальную форму. Однако модель образования связей из 2р-орбиталей азота и 15-орбиталей водорода предсказывает, что валентный угол Н—N—Н имеет величину 90° (угол между р-орбиталями), тогда как, согласно модели образования связей из гибридных хр -ор-биталей азота и Ь-орбиталей водорода, валентный угол Н—N—Н имеет тетраэдрическое значение 109,5° (угол между гибридными 5р -орбиталя-ми). [c.561]

Основным доводом в пользу нахождения неспаренного спина в тг-си-стеме ароматического лиганда типа пиридина или фенильной группы является результат замещения атома водорода цикла на группу СН3. Если наблюдаемый сдвиг протона СН3 меняет знак по сравнению со знаком сдвига протона, находящегося в том же самом положении в кольце незамещенного соединения, то спиновая плотность находится в л-системе. Это происходит потому, что спиновая плотность в л-систе-ме — преимущественно углеродной системе—делокализована непосредственно на метильные протоны, т.е. связанные в этими протонами орбитали атомов водорода характеризуются небольшими коэффициентами в л-молекулярной орбитали. В незамещенном ароматическом соединении 1.5-орбиталь водорода ортогональна л-системе, и л-спиновая плотность должна поляризовать а-связь С — Н, чтобы повлиять на протоны. В результате знак спиновой плотности на Н противоположен знаку спиновой плотности в л-системе. [c.179]

Гибридизация одной s- и трех р-орбиталей (sp -гибридизация), как уже указывалось, объясняет валентности углеродного атома. Образование sp -гибридных связей характерно также и для аналогов углерода — кремния и германия валентности этих элементов также имеют тетраэдрическую направленность. Может возникнуть вопрос — если гибридные орбитали обеспечивают большую концентрацию электронного облака между ядрами и, следовательно, более прочную связь, то почему они не возникают в НаО л NH3 На да шый вопрос следует ответить, что направленность связей в этих соединениях также можно объяснить sp -гибридизацией. Такой подход является даже более точным, чем изложенный на стр. 161 и 162. Не следует, однако, забывать, что оба подхода являются приближенными. При образовании молекулы HjO атом кислорода люжет приобретать конфигурацию наружного слоя где Ф2, Фз и — sp -гибридные волновые функции верхние индексы указывают количество электронов, занимающих данную орбиталь. Таким образом, две из четырех гибридных орбиталей атома кислорода заняты неспаренньши электронами и могут образовать химические связи угол между этими связями должен составлять 109,5°. Это значение ближе к экспериментальному (104,5°), чем величина 90°, даваемая схемой, рассмотренной на стр. 161. Однако если на стр. 161—162 пришлось объяснять отклонение теоретической величины от экспериментальной для молекулы HjO, то здесь нужно объяснить, почему углы между связями у аналогов воды HjS, HaSe и НаТе заметно отличаются от 109,5°. Это объясняется действием ряда факторов. В частности, в соединениях, содержащих большие атомы, связь слабая и выигрыш энергии в результате образования связи гибридными орбиталями не компенсирует некоторое возрастание энергии s-электронов, обусловленное их переходом на sp -гнбридные орбитали. Это препятствует гибридизации. Кроме того, как показали точные расчеты, при образовании связи Э—Н 25-орбитали кислорода (и азота) сильнее перекрываются с ls-орбиталями водорода, чем 2р-орбита-ли. Для аналогов кислорода, наоборот, сильнее перекрываются р-орбитали. Это обусловливает больший вклад s-состояний (гибридизацию) в образование химической связи в молекуле Н О, чем в ее аналогах. Поэтому валентные углы в H2S, HjSe и НаТе близки к 90°. [c.168]

Н. Д. Соколов, разработавший квантовомеханйческую теорию водородной связи на основе ВС-метода. Согласно Соколову [32], [к-31], при образовании водородной связи помимо чисто электростатического, ориентационного, эффекта происходит делокализация электронного заряда, т. е. частичный перенос заряда от молекулы донора В—Кг к молекуле акцептору К]—Н. Такой перенос электронного заряда дополнительно понижает энергию системы и приводит к образованию комплекса. Для упрощения рассмотрим только мостик А—Н ..В. В связи А—Н положительный заряд на самом атоме Н мал. Но в процессе образования Н-связи электронный заряд с Н-атома перетекает на атом А, тем самым высвобождая х-орбиталь водорода для приема от атома В электронного заряда неподеленной пары, который и свяжет атомы Н и В водородной связью. При этом высвобождение. -орбитали атома Н оголяет протон. Поле протона велико, и притяжение им электронного заряда атома В весьма эффективно, в то же время других своих электронов около протона нет, и поэтому отталкивание молекулы ВК от К1АН в области атома Н сильно понижается. Оба эти результата [c.268]

Часто орбитали обозначают по их свойствам симметрии. Так, (Т-орбиталь водорода записывают как Wg, где g означает четный (от лат. gerade). Четной является орбиталь, знак которой не меняется при отражении через центр симметрии, о -Ор-биталь нечетная, ее обозначают (от лат. ungerade). Нечетные орбитали меняют знак при отражении через центр симметрии. [c.18]

Однако нельзя полностью игнорировать ковалентный вклад в энергию водородной связи. По крайней мере в тех соединениях, которые характеризуются высоким значением энергии водородной связи (прежде всего это относится к иону HF ), возможно существование молекулярных орбиталей. Молекулярная орбиталь в ионе НР получается из ls-орбитали водорода и орбитали фтора, направленной вдоль оси частицы. Связывающая орбиталь содержит два электрона и представлена суммой PF+PF + us = t3 B, где р-Е — орбиталь фтора (а — коэффициент) разрыхляющая орбиталь имеет вид Pf+Pf—а 5 = г зраз сумма Pf + Pf, очевидно, соответствует несвязывающей орбитали, так как не содержит орбиталь водорода. Связывающая орбиталь расположена по обе стороны от-центрального атома водорода, так что получаются две связи. [c.134]

Остановимся на системе молекулярных орбиталей молекулы НР. Так как /р>/н, то 2р-орбитали фтора отвечают меньшему энергетическому уровню, чем [ -орбитали водорода. Вследствие еще большего различия в энергиях 15-орбитали водорода и 25-орби-тали фтора не комбинируются. Также не комбинируются 2ру- I 2рг-орбитали фтора с 15-орбиталью водорода из-за их различной симметрии относительно оси связи. Таким образом, 25-, 2ру и 2рг-орбитали фтора переносятся без изменения в молекулу НР и их считают несвязывающими молекулярными, орбиталями. Тогда МО и МОР Р образуются из 1 - орбитали водорода и 2р -орбитали фтора. [c.71]

Рис. 31. Схема обра ования молекулы аммиака из s-орбиталей водорода и иегпбридиых р-орбиталеи алота (2р , 2р , 2р ).

Рассмотрим трехатомную молекулу ВеНг. Она имеет линейную форму (рис. 32). Роль центрального атома играет атом бериллия, а атомы водорода — роль лигандов, У береллия — элемента 2-го периода — валентными являются 2з , 2рх , 2ру , 2рг рбитали (рис. 33, а), у атомов водорода — (рис. 33, б). Орбитали 15 двух атомов водорода сочетаются в две групповые орбитали (рис. 33, й). Одна из них ф состоит из 15-орбиталей с одинаковым знаком волновой функции, другая Ф2 — с разными знаками волновой функции. Других сочетаний орбиталей водорода в трехатомной молекуле быть не может. [c.67]

На рис. 3.8 приведен в]1л радиальных частей орбиталей 15, 25 и 2р для атома углерода в основном состоянии. Из рисунка видно, что сушествует большое сходство с орбиталями водорода, приведенными на рис, 3.4, В частности, число узлов (нулей) волновой функции опрс./ еляется для всех атомов значениями ли/, хотя их положение изменяется при переходе от одного атома к д])уг(,>му В следующем разделе будет показано, что для атома водорода существует простая связь между Квантовым числом п и энергией орбитали. Для других атомов [c.43]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология